第三章水溶液中的离子平衡
一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较
电解质、非电解质的概念
不属于电解质非电解质的争论对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；
②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反响形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；
③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；
只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要马上反响生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；
强电解质与弱电解质的概念
强电解质 弱电解质
溶于水后只有局部电离的电解
既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO4。
④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；
概念 溶于水后能完全电离的电解质
质
⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比
化合物类型 离子化合物、共价化合物 共价化合物
电离程度 完全电离 局部电离
如NaCl，晶体状态不能导电。
⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4
不溶于水，但溶于水的BaSO4
全部电离，故BaSO4
溶液中存在的微粒(水分 只有电离出的阴、阳离子，不存 既有电离出的阴、阳离子，又子不计) 在电解质分子 有电解质分子
为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关
电离方程式的书写 ——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”
盐(包括难溶性盐)；强酸：HNO3、 弱酸：H2CO3、CH3COOH、
①强电解质：如H
SO：HSO
===2H＋＋SO2－。
实例 HSO
等；强碱：KOH、NaOH HClO等；弱碱：NH·HO、
②弱电解质
2 4 2 4 4
2 4 3 2
一元弱酸，如CHCOOH：CHCOOH CHCOO－＋H＋。
3 3 3
Ba(OH)2等、 Cu(OH)2、Fe(OH)3水等
多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于其次步的电离程度，如HCO：
2 3
HCO
H＋＋HCO－、HCO－ H＋＋CO2－
。缘由是上一级电离出的H＋是下一级电离的产
2 3 3 3 3
概念理解：
物，对下一级电离电离有抑制作用
多元弱碱，虽然分布电离，但是书写时一步到位。如Fe(OH)：Fe(OH)
Fe3＋＋3OH－。
①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液〔混合物〕、金属〔单质〕，但他们 3 3
③酸式盐
强酸的酸式盐
电离度：弱电解质在水中的电离到达平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分
已电离的溶质分子数
率，称为电离度。常用α表示：α=
原有溶质分子总数×100%
弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO：NaHCO===Na＋＋HCO－
有关电离平衡常数的计算 c(H＋)＝K·c0， c 起始浓度。
0
四、水的电离
二、弱电解质的电离平衡
1电离平衡的建立
3 3 3
电离方程式
水是一种极弱的电解质，电离方程式为HO＋HO HO＋＋OH－，简写为H
O H＋＋OH－。
2 2 3 2
在肯定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离
水的离子积常数K
＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：K
w
＝1×10－14。
w
成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电
离过程就到达平衡。平衡建立过程如下图。
25℃时,c(H＋)=c(OH－)=10-7mol/L;K
W
100℃时,c(H＋)=c(OH－)=10-6mol/L;K
W
=c(H＋)·c(OH－)=1×10－14。
=c(H＋)·c(OH－)=1×10－12。
(2)影响因素：只与温度有关，温度肯定，则K
W
值肯定。水的电离是吸热过程，上升温度，K
w
增大。
电离平衡的特征
适用范围：K
w
不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(3)影响弱电解质电离平衡的因素
a内因：弱电解质本身的性质，是打算因素。b．外因：①温度：上升温度使电离平衡向电离的方向移动。 ②浓度三、电离常数
1．概念在肯定温度下，当弱电解质在水溶液中到达电离平衡时，溶液中电离出的各离子浓度系数
幂次积的乘积与反响物分子浓度的比